محلول بافر (Buffer) چیست؟

محلول بافر چیست ؟                            دانلود pdf محلول بافر

محلول بافر (تامپون) ( در لفظ انگلیسی : Buffer solution ) یا بافر, محلولی است که می‌تواند در اثر افزودن یک ترکیب اسیدی یا بازی نسبت به تغییر pH مقاومت کند. این ماده قادر است مقدار کمی اسید یا باز اضافه شده را خنثی کند و در نتیجه pH محلول را نسبتاً پایدار نگه دارد. محلول بافری, محلول مبتنی بر حلال آب و در واقع مخلوطی ازیک اسید ضعیف و نمک آن یا یک باز ضعیف و نمک آن می باشد. 

Buffer برای فرآیندها و یا واکنش‌هایی که به محدوده های pH خاص و پایدار نیاز دارند مهم است. محلول های بافر دارای یک محدوده و ظرفیت عملکردی PH هستند که حکایت از این دارد که چه مقدار اسید / باز را می توان قبل از تغییر pH خنثی کرد و مقدار تغییر آن را تغییر داد.

نکته بسیار مهم در مورد بافرها

نکته بسیار مهم و حیاتی در مورد بافرها این است که در صورت اضافه شدن مقدار کمی اسید یا باز قوی به آن ها، pH محلول تغییری نمی کند. در واقع، محلول بافری این توانایی را دارد که pH  محلول را ثابت نگه دارد تا تغییر نکند. به طور کلی برای جلوگیری از تغییرات pH  یک محلول، بدون در نظر گرفتن نوع حل‌شونده، از محلول‌های بافر استفاده می‌شود. بافرها به دو صورت بافرهای اسیدی و بافرهای بازی می باشند.

محلول بافر از چه چیزی تشکیل شده است؟

برای حفظ موثر محدوده pH، بافر باید از یک جفت اسید-باز مزدوج ضعیف تشکیل شود، به معنای یک اسید ضعیف و پایه مزدوج آن، یا پایه باز ضعیف و اسید مزدوج آن. محدوده استفاده از آن به سادگی به pH مورد نظر در هنگام تهیه محلول بافر بستگی خواهد داشت. به عنوان مثال، موارد زیر می توانند هنگامی که در محلول هستند، به عنوان Buffer عمل کنند:

1. اسید استیک اسید آلی ضعیف با فرمول CH₃COOH و نمکی حاوی باز مزدوج آن، آنیون استاتCH₃COO^- ، مانند استات سدیم CH₃COONa  
2. پیریدین (باز ضعیف با فرمول C₅H₅N  و نمکی حاوی اسید مزدوج آن، کاتیون پیریدینیوم C₅H₅NH⁺ ، مانند کلرید پیریدینیم.
3. آمونیاک (باز ضعیف با فرمول NH₃  و نمکی حاوی اسید مزدوج آن، کاتیون آمونیوم، مانند هیدروکسید آمونیوم NH₄OH.

محلول بافر چگونه عمل می‌کند؟

نحوه عملکرد محلول بافر چگونه است؟

یک بافر قادر است در برابر تغییر pH مقاومت کند زیرا این دو جز (اسید مزدوج و باز مزدوج) هر دو در مقادیر قابل توجهی در تعادل وجود دارند و هنگام خنثی سازی قادر به خنثی سازی مقادیر کمی از اسیدها و بازهای دیگر به شکل H₃O ⁺) و  (OH^- هستند که به محلول اضافه می‌شوند. برای روشن شدن این اثر، می‌توان یک مثال ساده از بافر اسید هیدروفلوئوریک (HF) و سدیم فلوراید  (NaF) را در نظر گرفت. اسید هیدروفلوئوریک به دلیل جاذبه شدید بین یون ^-F نسبتاً کوچک و پروتون‌های حل شده (H₃O⁺) یک اسید ضعیف است که به شما اجازه جدا شدن کامل در آب را نمی‌دهد. بنابراین، اگر HF را در یک محلول آبی به‌دست آید، تعادل زیر را فقط با تفکیک جزئی ایجاد می‌گردد Ka (HF) = 6.6x10^-4، به شدت واکنش دهنده ها را ترجیح می دهد:

HF(aq)+H₂O(l)⇌F⁻(aq)+H₃O⁺(aq)

سپس می‌توان سدیم فلوراید را در محلول اضافه و حل نموده و این دو را با هم مخلوط کرد تا به حجم و pH مورد نظری برسد که در آن Buffer  تهیه می‌گردد. وقتی سدیم فلوراید در آب حل می‌شود، واکنش کامل است، بنابراین حالت زیر به‌دست می‌آید.:

NaF(aq)+H₂O(l)→Na⁺(aq) +F⁻(aq)

از آنجا که Na⁺ مزدوج یک باز قوی است، هیچ تاثیری بر روی pH یا واکنش بافر نخواهد داشت. با این وجود، افزودن NaF به محلول باعث افزایش غلظت F^- در "محلول بافر" می‌شود و در نتیجه توسط قاعده Le Chatelier ، منجر به کمی تفکیک HF در تعادل قبلی می‌شود. وجود مقادیر قابل توجهی از اسید مزدوج، HF و باز مزدوج،F^- ، به محلول اجازه می‌دهد تا به عنوان یک Buffer عمل کند. این عمل بافر را می‌توان در منحنی تیتراسیون محلول بافر مشاهده کرد.

همانطور که مشاهده می‌شود، بیش از محدوده کار بافر، pH با اضافه شدن اسید یا باز بسیار کم تغییر می‌کند. هنگامی که ظرفیت بافر بیش از نرخ تغییر باشد pH به سرعت بالا می‌رود. این اتفاق به این دلیل رخ می‌دهد که اسید یا باز مزدوج از طریق خنثی سازی به اتمام رسیده است. این اصل دلالت بر این دارد که مقدار بیشتری از اسید یا باز مزدوج ظرفیت Buffer بیشتری خواهد داشت.

اگر اسید اضافه گردد:

F⁻(aq)+H₃O⁺(aq)⇌HF(aq)+H₂O(l)

در این واکنش، باز مزدوج، F^-، اسید اضافه شده، H₃O⁺را خنثی خواهد کرد و این واکنش به اتمام می‌رسد، زیرا واکنش F^-  با H₃O⁺  دارای ثابت تعادلی بسیار بزرگتر از یک است. (در واقع، تعادل ثابت واکنش  نوشته شده فقط معکوس Ka برای HF: 1/Ka(HF) = 1/6.6x10^-4 = 1.5x10⁺³  است تا زمانی که ^-F  بیشتر از H₃O⁺ وجود داشته باشد، تقریباً تمام H₃O⁺  مصرف خواهد شد و تعادل به سمت راست تغییر خواهد کرد، کمی غلظت HF را افزایش می‌دهد و غلظت F^- را کمی کاهش می‌دهد، اما در نتیجه به سختی هرگونه تغییر در مقدارH₃O⁺   موجود در حالت تعادل دوباره ایجاد می‌شود.

اگر باز اضافه شود:

HF(aq)+OH⁻(aq)⇌F⁻(aq)+H₂O(l)

در این واکنش، اسید مزدوج، HF، مقادیر اضافه شده باز، OH^- را خنثی خواهد کرد و تعادل دوباره به سمت راست تغییر مکان خواهد داد، کمی غلظت F^-  را در محلول افزایش می‌دهد و مقدار HF را کمی کاهش می‌دهد. باز هم، از آنجا که بسیاری از OH^-  خنثی شده است، تغییر pH کمی رخ خواهد داد.

این دو واکنش می‌توانند با تغییر pH کمی به سمت راست و چپ متناوب ادامه دهند.

انتخاب اجزای مناسب برای pH مورد نظر محلول بافر

محلول بافر ph

بافرها زمانی بهترین عملکرد را دارند که pKa اسید ضعیف مزدوج مورد استفاده نزدیک به محدوده کاری مورد نظر بافر باشد. این موضوع زمانی معلوم می‌شود که غلظت‌های اسید مزدوج و باز مزدوج تقریباً برابر باشند. به عنوان مثال، می دانیم Ka برای اسید هیدروفلوریک  x 10^-4 6.6 است. بنابراین pKa آن log(6.6 x 10^-4) = 3.18  بنابراین، یک بافر اسید هیدروفلئوریک بهترین کارایی را در محدوده بافر در اطراف  pH = 3.18 دارد.

برای آمونیاک باز ضعیف (NH₃)، مقدار Kb= 1.8x10^-5 است، این نشان می‌دهد که Ka برای تفکیک اسید مزدوج آن، NH₄⁺، Kw/Kb=10^-14/1.8x10^-5 = 5.6x10^-10  است. بنابراین، pKa  برای  9.25NH₄⁺ = است، بنابراین Buffer با استفاده از NH₄⁺ / NH₃ بهترین کارایی را در اطراف pH  9.25 دارد . همیشه  pKa  اسید مزدوج pH تقریبی برای یک سیستم بافر را تعیین می‌کند و بدیهی است که وابسته به pKb از باز مزدوج است.

هنگامی که pH مورد نظر از یک محلول بافر در نزدیکی pKa از اسید مزدوج است، معادله هندرسون هاسلباخ را می‌توان به عنوان یک تقریب ساده از pH محلول به کار برد، همانطور که در بخش بعدی خواهیم دید.

مثال1: بافر HF

در این مثال به استفاده از بافر هیدروفلوریک اسید ادامه داده خواهد شد. روند آماده سازی بافر HF در pH 3.0 را مورد بحث قرار داده می‌شود. می‌توان از تقریب هندرسون-هاسلباخ برای محاسبه نسبت لازمF^- و HF استفاده نمود.

pH=pKa+log[Base]/[Acid]

3.0=3.18+log⁡[Base]/[Acid]

log[Base]/[Acid]=−0.18

[Base]/[Acid]=10−0.18

[Base]/[Acid]=0.66

به سادگی نسبت غلظت‌های باز مزدوج و اسید مزدوج است که در محلول مورد نیاز است. با این حال، اگر ما 100 میلی لیتر از M1 HF  موجود باشد و برای آماده سازی بافر از NaFاستفاده گردد نیاز به اضافه کردن چقدر سدیم فلوراید دارد تا Buffer با pH =3.0 تهیه گردد؟

از محاسبه هندرسون هاسلباخ می دانیم که نسبت باز/اسید ما باید برابر با ۰٫۶۶ باشد. از جدول جرم‌های مولی مانند جدول تناوبی عناصر می‌توان جرم مولی NaF را برابر با ۴۱٫۹۹ گرم بر مول محاسبه کرد. HF یک اسید ضعیف با Ka= 6.6×^4- 10 است و غلظت HF در بالا به میزان M1 داده می‌شود. با استفاده از این اطلاعات می‌توان مقدار F^-  که باید اضافه گردد، را محاسبه نمود.

واکنش تفکیک به صورت زیراست:

HF(aq)+H₂O(l)⇌F⁻(aq)+H₃O+(aq)

می توان از جداول ICE برای محاسبه غلظت F^- از تفکیک HF استفاده کرد، اما از آنجا که K بسیار کوچک است، تقریبا می‌توان گفت که عملاً تمام HF جدا نشده باقی خواهد ماند، بنابراین مقدار F^- در محلول از تفکیک HF ناچیز خواهد بود. به این ترتیب [HF] حدود M 1و [F^-] نزدیک به صفر است.

این امر به خصوص هنگامی درست خواهد بود که بیشتر F^- اضافه شده است، علاوه بر این حتی بیشتر از تفکیک   HFمی‌خواهیم نسبت باز/اسید 0.66 باشد، بنابراین به [Base]/1M = 0.66 نیاز است. به این ترتیب [F-] باید حدود 0.66 M باشد. برای 100 میلی لیتر از محلول، برای اضافه کردن 0.066  (0.1 L x 0.66 M) از F^- از آن‌جا که در حال اضافه کردن NaF به عنوان منبع F^- ، هستیم و از آنجا که NaF به طور کامل در آب  تفکیک می‌شود، نیاز به 0.066 خالی از NaF  است. بنابراین، 0.066 مول x 41.99 g/mol = 2.767 گرم.

توجه داشته باشید که از آنجا که اسید مزدوج و باز مزدوج هر دو به یک حجم در بافر مخلوط می‌شوند، نسبت «باز/اسید» همان است که از نسبت «غلظت باز بر غلظت اسید» یا نسبت « باز بر خال های اسید» استفاده می کنیم یا نه تغییری در pH محلول ایجاد نمی‌کند، معلوم می‌شود، بستگی به حجم دارد. این قضیه تنها تا زمانی درست است که محلول آنقدر رقیق نمی‌شود که یونیزه شدن خود به خودی آب به منبع مهمی از H⁺ یا OH^-تبدیل شود. چنین محلول های رقیقی به ندرت به عنوان بافر استفاده می‌شود.

اسید چیست؟

اسیدها موادی هستند که در محدوده¬ی pH بین 0 تا 7 می¬باشند. اسید در واقع مولکولی است که دارای یون هیدروژن مثبت (H+) است و این توانایی را دارد که بتواند یون هیدروژن مثبت خود را از دست بدهد و با یک جفت الکترون، پیوند کووالانسی تشکیل دهد.

هرچه تعداد یون های هیدروژن مثبت بیشتر باشد، اسید قوی تر است و خاصیت خورندگی بیشتری دارد. اسیدها کاربردهای زیادی دارند که از جمله ی آن ها می توان به استفاده از آن ها به عنوان تغییر رنگ شناساگرها و همچنین خنثی کردن بازها نیز اشاره کرد. تاکنون تعاریف متفاوتی از اسیدها بیان شده است.

از جمله این تعاریف عبارت اند از:
    لی بیگ: طبق این تعریف، اسید ماده¬ای است که در ساختار خود هیدروژن یا هیدروژن‌هایی دارد که در واکنش با فلزها توسط یون‌های فلز جایگزین می‌شوند.
    اسید برونستد (Brønsted acids): بنا به تعریف اسید برونستد، هر ترکیبی که بتواند پروتون یا H+ خود را از دست می دهند، اسید نامیده می¬شود.
    اسید لوئیس (Lewis acids): طبق نظریه لوئیس، این دسته از اسیدها پذیرنده پیوند داتیو هستند و می توانند یک جفت الکترون بپذیرند.
    اسید آرنیوس: بنا به نظریه آرنیوس، اسیدها پروتون خود را در آب از دست می دهند و به یون هیدرونیوم تبدیل می شوند.

باز چیست؟

بازها موادی هستند که در محدوده ی pH بین 7 تا 14 می باشند. باز در واقع مولکولی است که دارای یون هیدروکسید (OH-) است. هرچه تعداد یون های هیدروکسید بیشتر باشد، باز قوی تر است. بازها موادی هستن که لزج هستند و مزه تلخ دارند. مانند اسیدها، بازها نیز دارای تعاریف متفاوتی هستند. 

آرنیوس در سال ۱۸۸۴ بیان کرد که بازها موادی هستند که در اثر تفکیک در محلول‌های آبی، یون هیدروکسید (OH-) آزاد می‌کنند. این یون‌ها با یون‌های هیدروژن حاصل از تفکیک اسیدها واکنش می‌دهند که در اثر این واکنش اسید-باز، آب و نمک به تولید می‌رسند. 

طبق تعریف نظریه برونستد-لوری می باشد که در سال ۱۹۲۳ ارائه شد، باز ماده‌ای است که توانایی پذیرش کاتیون‌های هیدروژن یا پروتون را دارد.

بر اساس نظریه گیلبرت لوییس، بازها موادی هستند که می‌توانند با پروتون پیوند تشکیل دهند که این امر به¬دلیل وجود الکترون ناپیوندی بازها است. در نظریه لوییس، باز در واقع یک دهنده¬ی الکترون است که می‌تواند یک جفت الکترون را با یک پذیرنده الکترون به اشتراک بگذارند. 

تاثیر افزایش اسید یا باز قوی به محلول بافر چگونه است؟

حال که این Buffer F^-/ HF در اختیار است، می‌توان تاثیر افزایش اسید یا باز قوی را مشاهده نمود. همانطور که می‌دانیم مقدارF^- در محلول M x 0.1 L = 0.0660.66 مول و مقدار HF 1.0 M x 0.1L = 0.10 مول است. pH را با استفاده از تقریب هندرسون-هاسلباخ، اما با استفاده از مول به جای غلظت، دوباره بررسی می‌گردد:

pH = pK_a + log(Base/Acid) = 3.18 + log(0.066 moles F^-/0.10 moles HF) = 3.00

حال ببینیم چه اتفاقی می‌افتد وقتی مقدار کمی اسید قوی مانند HCl اضافه می‌گردد؟ وقتی HCl را درون آب ریخته می‌شود، کاملاً H₃O ⁺ و Cl^-  جدا می‌شود. Cl^-  پایه مزدوج یک اسید قوی است، بنابراین بی اثر است و بر pH تأثیر نمی گذارد، و فقط می‌توان آن را نادیده گرفت. با این حال، H₃O⁺  می‌تواند pH را تحت تأثیر قرار دهد و همچنین می‌تواند با اجزای بافر واکنش دهد. در واقع، قبلاً در مورد آنچه اتفاق می‌افتد بحث شد. این معادله:

F⁻(aq)+H₃O⁺(aq)⇌HF(aq)+H₂O(l)

به ازای هر مول H₃O+ اضافه شده، مقدار معادل باز مزدوج در این حالت F^- نیز واکنش نشان می‌دهد و ثابت بودن تعادل برای واکنش زیاد است، بنابراین واکنش تا زمانی که یک یا دیگری اساساً مصرف نشود ادامه خواهد داشت .

اگر F^- قبل از واکنش دادن تمام H₃O⁺ به مصرف برسد، ⁺H₃O باقیمانده مستقیماً روی pH تأثیر می گذارد. در این حالت، از ظرفیت بافر فراتر رفته است وضعیتی که سعی در جلوگیری از آن دارد.

با این حال، برای مثال، می‌توان گفت که مقدارH₃O⁺ کمتر از مقدار ^-F موجود است، بنابراین از ظرفیت بافر بیشتر نمی‌شود. برای اهداف این مثال، اجازه داده می‌شود H₃O⁺ اضافه شده برابر با 01/0 مول (از 0.01 مول HCl باشد. حال ، اگر 0.01 مول HCl به 100 میلی لیتر آب خالص اضافه گردد، انتظار می‌رود که pH محلول حاصل 1.00 باشد (0.01 مول / 0.10 L = 0.1 M ؛ pH = -log (0.1) = 1.0). با این حال،  H₃O+ را به محلولی اضافه می‌گردد کهF^- در آن باشد، بنابراین H₃O⁺ در واکنش با F^- مصرف می‌شود. در این فرآیند، 0.066 مول F^-  کاهش می‌یابد:

0.066 مول اولیه F^-  0.010 مول با H₃O⁺ = 0.056 مولF^- باقیمانده واکنش نشان داد همچنین در طی این فرآیند، HF بیشتری با واکنش ایجاد می‌شود:

اتصال این مقادیر جدید به هندرسون-هاسلبلچ به منزله موارد زیر است:

pH = pK_a + log (base/acid) = 3.18 + log (0.056 moles F^-/0.11 moles HF) = 2.89

بنابراین، Buffer مدنظر آنچه را که باید انجام داد و در برابر تغییر pH مقاومت کرد و با افزودن 0.01 مول اسید قوی pH فقط از 3.00 به 2.89 کاهش یافت.

روش خنثی سازی اسیدها و بازها

اسیدها و بازها می توانند با هم واکنش دهند و یکدیگر را خنثی کنند. به عنوان مثال، بازها هم در آب و هم در الکل‌ها، به سرعت با اسیدها واکنش می‌دهند و آن¬ها را خنثی می‌کنند.

باز قوی سدیم هیدروکسید به هنگام انحلال در آب، به یون‌های سدیم و هیدروکسید تفکیک می‌شود. اگر مقادیر موازی از سدیم هیدروکسید و هیدروکلریک اسید با هم ترکیب شوند، اسید و باز به شکل کامل هم را خنثی می‌کنند. در نتیجه، نمک طعام تشکیل می شود.

اسیدیته ترکیبات اسیدی چیست؟

به تعداد یون‌های هیدروژن تفکیک‌پذیر در یک مولکول از مواد اسیدی، اسیدیته باز می‌گویند. به عبارت دیگر، اسیدیته میزان اسید موجود در هر محلولی است که بر پایه¬ی آب تهیه شده باشد. این میزان با استفاده از دستگاه pH سنج اندازه گیری می شود. 

اسیدیته ترکیبات بازی چیست؟

به تعداد یون‌های هیدروکسید تفکیک‌ پذیر در یک مولکول از مواد بازی، اسیدیته باز می‌گویند. طبق اسیدیته بازها، می‌توان این مواد را به سه نوع :

1. بازهای مونواسیدی (تک‌ظرفیتی)
2. دی‌اسیدی (دوظرفیتی)
3. تری‌اسیدی

تقسیم کرد.

بافر اسیدی چیست؟

این بافرها برای حفظ pH محلول های اسیدی استفاده می شوند. محلول بافر اسیدی دارای pH  کمتر از 7 است. به عنوان مثال، محلولی از استیک اسید (CH3COOH) به عنوان یک اسید ضعیف و سدیم استات (CH3COONa) به عنوان نمک این اسید، به عنوان یک بافر اسیدی در نظر گرفته می شود که دارای pH برابر 4.47 می باشد.

بافر بازی چیست؟

این بافرها برای حفظ pH محلول های بازی استفاده می شوند که دارای pH بیشتر از 7 می باشند. به عنوان مثال، محلولی از هیدروکسید آمونیوم (NH4OH) به عنوان یک باز ضعیف و کلرید آمونیوم (NH4Cl) به عنوان نمک این باز، به عنوان یک بافر بازی در نظر گرفته می شود که دارای pH برابر ۹.۲۵ می باشد. 

مکانیسم عمل بافر اسیدی 

در بافرهای اسیدی، با اضافه شدن یک اسید قوی به محلول بافراسیدی (مخلوط تعادلی از اسید ضعیف و نمک یا باز مزدوج آن)، غلظت یونهای H+ در محلول افزایش می یابد. براساس واکنش زیر و طبق اصل لوشاتولیه، با افزایش غلظت یون های H+ در محلول، واکنش به سمت چپ بر میگردد تا میزان  H+ اضافی کاهش یابد. علت برگشت تعادل به سمت چپ، تمایل باز مزدوج  برای واکنش با یون های H+ می باشد که این امر در نهایت منجر به تشکیل دوباره اسید می شود.

از این رو، افزایش اسید (اسید قوی) به یک بافر اسیدی، میزان غلظت یون های H+ را خیلی افزایش نمی دهد و اگر هم افزایش دهد، کمتر از حد معمول خواهد بود.

CH3COOH+ CH3COONa + Strong Acid (HCl) ⇌ CH3COO+ + H+ 

حال اگر یک باز قوی به محلول بافر اسیدی اضافه شود، غلظت یون های H+  بسیار کمتر از حد انتظار کاهش خواهد یافت. این امر به این علت است که به دلیل انجام واکنش تعادلی میان یون های هیدروژن ) (H+ حاصل از اسید و یون های هیدروکسید (OH-) ناشی از اضافه شدن باز قوی، مولکول¬های آب تولید می شوند. 

H+ + OH- ⇌ H2O

مکانیسم عمل بافر بازی 

مکانیسم اثر بافرهای بازی نیز مانند بافرهای اسیدی است. در بافرهای بازی، با افزودن یک باز قوی به محلول بافر بازی (مخلوط تعادلی از باز ضعیف و نمک یا اسید مزدوج آن)، غلظت یون های هیدروکسید  (OH-)در محلول افزایش می یابد.

در این حالت نیز، طبق اصل لوشاتولیه، تعادل به سمت چپ باز می گردد. علت این اتفاق، واکنش بین اسید مزدوج با یون های هیدروکسید(OH-)  ناشی از اضافه شدن باز قوی به محلول بافر بازی است. در طی این واکنش، دوباره باز ضعیف محلول بافری تشکیل می شود و به این ترتیب یون های هیدروکسید  (OH-)اضافه شده مصرف شده و کاهش می یابند.

NH4OH+ NH4Cl + Strong Base (NaOH) ⇌ NH4O- + OH+ 

ظرفیت بافری چیست؟

ظرفیت بافری در واقع توانایی یک محلول برای مقاومت در برابر تغییرات pH است. اضافه شدن یک باز یا اسید به محلول بافری می تواند pH محلول را تغییر دهد که بسته به pH  اولیه ی محلول و همچنین ظرفیت بافری، این تغییر می تواند کم یا زیاد باشد.

ظرفیت بافری معمولا با علامت β نمایش داده می شود و یک کمیت بدون واحد است. محاسبه ظرفیت بافری به این  صورت است که تعداد مول های اسید یا باز مصرف شده بر میزان pH تقسیم می شود و درنهایت مقدار به دست آمده در حجم بافر بر حسب لیتر ضرب می‌شود.

β= تعداد مول های اسید یا باز مصرف شده /(pHحجم بافر(بر حسب لیتر)

نحوه ی محاسبه pH محلول بافری چگونه است؟

برای محاسبه pH محلول بافری می توان از معادله هندرسون هاسلباخ استفاده کرد. معادله هندرسون هاسلباخ براساس pH ، pKa و غلظت مولار است. معادله هندرسون هاسلباخ به صورت زیر تعریف می شود: 

pH = pKa + log ([A-]/[HA])
pH =  غلطت یون های هیدروژن
pKa = -log Ka = ثابت تفکیک اسید  
[A-] = غلظت مولی نمک یا باز مزدوج  
[HA] = غلظت مولي اسيد ضعيف 
pOH = pKb + log ([HB+]/[B])
pOH =  غلطت یون های هیدروکسید
pKb = ثابت تفکیک باز 
[HB+] = غلظت مولی نمک  
[B] = غلظت مولي باز ضعيف 
 

کاربرد بافرها 

از جمله کابرد بافرها میتوان به موارد زیر اشاره کرد:

- تیتراسیون‌های اسید و باز
- کالیبره کردن pHسنج‌ها
- آنالیزهای شیمیایی
- استفاده در فرآیندهای تخمیر در صنعت
- استفاده در صنایع آبکاری
- استفاده در صنایع چرم
- استفاده در تهیه مواد عکاسی و رنگ ها
- استفاده در پژوهشهای باکتری شناسی

روش های تهیه ی محلول بافری

روش های تهیه ی محلول های بافری به صورت زیر می باشند:

1- می توان برای ساخت یک بافر اسیدی، یک اسید ضعیف و نمک آن به صورت مستقیم با هم مخلوط کرد و بافر اسیدی ساخت. 

2- می توان برای ساخت یک بافر بازی، یک باز ضعیف و نمک آن را به صورت مستقیم با هم مخلوط کرد و بافر بازی ساخت.

3- روش دیگر تهیه ی محلول بافری این است که یک اسید ضعیف با یک باز قوی را با هم مخلوط کرد. نکته ی مهم این روش این است که تعداد مول های اسید استفاده شده باید زیادتر باشد و اسید به طور اضافی باقی بماند و با محصول واکنش یعنی نمک اسید ضعیف، بافر بسازد.

به عنوان مثال، اگر CH3COOHو NaOH با هم مخلوط شوند، NaCH3COO تولید می شود. حال اگر غلطت یا نسبتی از CH3COOH و NaOH را به گونه ای استفاده کنیم که تمام NaOH مصرف شود و از CH3COOH استفاده شده مقداری باقی بماند، مقدار باقی مانده از  CH3COOH¬با CH3COONa تولید شده بافر تشکیل می دهد. 

4- روش دیگر تهیه ی محلول بافری این است که یک باز ضعیف با یک اسید قوی با هم مخلوط شوند. شرط این روش این است که تعداد مول های باز استفاده شده زیادتر بوده و مقداری از آن به صورت اضافی باقی بماند و با محصول واکنش یعنی نمک باز ضعیف، بافر بسازد.

به عنوان مثال، در واکنش NH4OH و HCl، NH4Cl تولید می شود. حال اگر مقدار NH4OH استفاده شده به عنوان باز به قدری باشد که مقداری از آن باقی بماند، مقدار باقی مانده با NH4Cl تولید شده، بافر می سازد. 

5- در روش دیگر، نمک یک اسید ضعیف با یک اسید قوی با هم واکنش می دهند. اگر تعداد مول های نمک استفاده شده زیاد باشد، در پایان واکنش، مقداری از آن باقی می ماند و با محصول واکنش یعنی اسید ضعیف، بافر بسازد.

به عنوان مثال، اگر NaF را با HCl مخلوط کنیم، محصول به دست آمده HF خواهد بود. حال اگر تعداد مول های NaF استفاده شده زیاد باشد که در آخر واکنش مقداری از آن باقی بماند، مقدار باقی مانده بافر می سازد. 

6- در روش دیگر، نمک یک باز ضعیف با یک باز قوی واکنش می دهد. حال اگر تعداد مول های نمک استفاده شده زیاد باشد، در پایان واکنش، مقداری از آن باقی می ماند و با محصول واکنش یعنی باز ضعیف، بافر بسازد.

مثلا، اگر  NH4Cl و NaOH با هم ترکیب شوند، NH4OH تولید می شود. حال اگر مقدار NH4Cl استفاده شده به عنوان نمک به قدری باشد که مقداری از آن باقی بماند، مقدار باقی مانده بافر میسازد.
 

►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►

شرکت افراکم فروشنده انواع محلول های بافر با کیفیت های عالی و قیمت های ویژه میباشد. بدین منظور و جهت خرید محلول بافر با کارشناسان ما به شماره ۰۲۱۸۶۰۵۳۳۹۷ تماس بگیرید.

و یا اطلاعات و شماره تماس خود را در کادر زیر وارد نموده تا همکاران با شما تماس حاصل نمایند.

►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►►

منابع:

1. Brown, et al. Chemistry:The Central Science. 11th ed. Upper Saddle River, New Jersey: Pearson/Prentice Hall, 2008.
2. Chang, Raymond. General Chemistry:The Essential Concepts. 3rd ed. New York: Mcgraw Hill, 2003
3. Petrucci, et al. General Chemistry: Principles & Modern Applications. 9th ed. Upper Saddle River, New Jersey: Pearson/Prentice Hall, 2007.

مرتبط:

اتانول آمین چیست و کاربردهای آن کدامند ؟

سود مایع چیست و کاربردهای آن و تولیدکنندگان آن کدامند ؟

آب مقطر چیست؟مزایا,کاربردها و ...

پلی وینیل الکل و اطلاعات کاملی از این ماده

بیسفنول آ

اسید استیک چیست ؟

بوراکس چیست؟کاربردهای آن کدامند؟

پلی وینیل کلراید و اطلاعات جامعی از این ماده

زایلین مخلوط ( زایلول )

محلول بافر (Buffer) چیست؟

صفر تا صد اسید استئاریک

رقیق سازی محلول های غلیظ آزمایشگاهی - دستورالعمل محلول سازی

معرفی محلول استاندارد و کاربردهای این ماده

پلی یورتان ترموپلاستیک TPU

ضد کف یا آنتی فوم چیست؟

محصولات ویژه افراکم :

اسید استیک

آب اکسیژنه

متانول

بیسفنول A

فروش SBS

متوکسی پروپیل استات‌ ( حلال PMA )